Sulfeto de hidrogênio

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Sulfeto de hidrogênio
Alerta sobre risco à saúde
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Schwefelwasserstoff.svg
Nome IUPAC Sulfeto de hidrogênio; sulfano
Outros nomes Hidrogênio sulfuretado; sulfeto de hidrogênio; hidreto de enxofre; sulfidreto; hidrogênio sulfurado; ácido sulfídrico; gás de esgoto; névoa fétida; gás de ovos podres; brimstone (aproximadamente, "pedra de enxofre")
Identificadores
Número CAS 7783-06-4
PubChem 402
Número EINECS 231-977-3
ChemSpider 391
Número RTECS MX1225000
Propriedades
Fórmula molecular H2S
Massa molar 34.082 g/mol
Aparência Gás incolor
Densidade 0,99 g·cm-3 (no ponto de ebulição)[1]
1,54 kg·m-3 (0 °C)[2]
Ponto de fusão

-85,7 °C[2]

Ponto de ebulição

-60,20 °C[2]

Solubilidade em água 6,72 g·l-1 (0 °C, 1000 hPa) [2]
Solubilidade 11–12 l·l-1 em etanol (20 °C) [1]
solúvel em CS2, metanol, acetona;
muito solúvel em alcanolamina [carece de fontes?]
Pressão de vapor 1,82 MPa (20 °C)[2]
Acidez (pKa) 7,00 [3]
12,92[3]
Índice de refracção (nD) 1.000644 (0 °C) [4]
Estrutura
Forma molecular Angulado
Momento dipolar 0.97 D
Termoquímica
Entalpia padrão
de formação
ΔfHo298
-0.6044 kJ/g
Capacidade calorífica
molar
Cp 298
1.003 J/g K
Riscos associados
Classificação UE Altamente Inflamável (F+)
Muito Tóxico (T+)
Perigoso para o meio ambiente (N)
Índice UE 016-001-00-4
NFPA 704
NFPA 704.svg
4
4
0
 
Frases R R12, R26, R50
Frases S S1/2, S9, S16, S36, S38

, S45, S61

Ponto de fulgor gás inflamável
Temperatura
de auto-ignição
260 °C
Limites de explosividade 4.3–46%
Compostos relacionados
Outros catiões/cátions Sulfeto de lítio
Compostos da forma H2X, em que X é um calcogênio, relacionados Água
Seleneto de hidrogênio
Telureto de hidrogênio
Compostos relacionados Dissulfeto de hidrogênio (H2S2)
Cloreto de hidrogênio
Fosfina
Metanotiol
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

Sulfeto de hidrogênio, em nomenclatura antiga sulfureto de hidrogênio, citado algumas vezes como gás sulfídrico ou sulfidreto, é um gás, com odor de ovos podres e carne em decomposição (cadáver), em solução aquosa chamado de ácido sulfídrico. É solúvel em água e etanol e pode ser preparado pela ação de ácidos minerais em sulfetos metálicos, geralmente em laboratórios pela reação de ácido clorídrico com sulfeto de ferro II. Seu ponto de ebulição ocorre a 212,86 K.

O sulfeto de hidrogénio é um composto corrosivo, venenoso e gasoso no seu estado natural que consiste em dois átomos de hidrogénio e um de enxofre. Encontrado no gás sintético do carvão, no gás natural e nos tipos de petróleo que contêm enxofre; caracteriza-se pelo odor de ovos podres.

O ácido sulfídrico, um outro nome usual para o composto, embora não quimicamente correto, pois nome "ácido sulfídrico", só é dado quanto o sulfeto de hidrogênio está diluído em água. O H2S dissolvido em água comporta-se como um ácido inorgânico fraco, formado pela ionização do H2S em água. Com bases fortes, forma sais, os sulfetos. Numa solução ácida o ácido sulfídrico é um agente redutor moderado. Este ácido tem um papel importante em análises qualitativas tradicionais, onde se precipita metais com sulfetos insolúveis.

É um gás muito encontrado na indústria petroquímica e de refino de petróleo, onde determina-se que todas as atividades devem ser paralisadas quando existir uma concentração maior que 8 ppm (partes por milhão) na atmosfera local.

Geral[editar | editar código-fonte]

O ácido sulfídrico, como é popularmente tratado e que é sua solução aquosa, ocorre naturalmente no petróleo cru, gás natural, gases vulcânicos, e mananciais de águas termais (próximas a vulcões). Também pode ocorrer como resultado da degradação bacteriana de matéria orgânica em condições anaeróbicas. Se gera a partir de alguns aminoácidos ou pela redução de sulfatos presentes em microrganismos sulfatoredutores É produto de dejetos animais e humanos. As bactérias que se encontram na boca e no trato gastrointestinal, produzem ácido sulfídrico, ao degradar materiais que contém proteínas vegetais e animais. O ácido sulfídrico, pode ser produzidos por atividades industriais, tais como processamento alimentício, coquerias, fábricas de papel, curtumes e refinarias de petróleo. O ácido sulfídrico (H2S) é um gás inflamável, incolor, com odor característico a ovos podres(desagradável).

Propriedades[editar | editar código-fonte]

O odor do sulfeto de hidrogênio pode ser percebido pelos humanos (limiar do odor) em quantidades tão pequenas quanto 8,1 ppb (11 μg/m3).[5] [6] [7] É citada percepção em concentrações tão baixas quanto 0,00047 partes por milhão (470 partes por trilhão).[8] [9]

O sulfeto de hidrogênio é levemente mais pesado que o ar; uma mistura de H2S e ar é explosiva. Sulfeto de hidrogênio e oxigênio queimam com uma chama azul para formar dióxido de enxofre e água.

Queima ao ar, quando nas condições adequadas, produzindo, igualmente, dióxido de enxofre e água:

2 H2S + 3 O2 \longrightarrow 2 H2O + 2 SO2

Quando a quantidade de oxigênio não é a suficiente para a completa reação acima, forma-se enxofre livre, conjuntamente com água:

2 H2S + O2 \longrightarrow 2 S + 2 H2O

Em alta temperatura ou na presença de Catalisadores, o dióxido de enxofre formado pode ser conduzido a reagir com sulfeto de hidrogênio para formar enxofre elementar e água. Isto é explorado no processo Claus, a principal meio para converter sulfeto de hidrogênio em enxofre elementar.

Em geral, o sulfeto de hidrogênio atua como um agente redutor, apresentando um forte comportamento quando assim atua, do que pode-se apresentar vários exemplos:

I2 + H2S \longrightarrow 2 HI + S
Br2 + H2S \longrightarrow 2 HBr + S
H2S + HNO3 \longrightarrow 2 H2O + SO2 + 2 NO

Se sulfeto de hidrogênio gasosos é colocado em contato com o ácido nítrico concentrado, ele explode.

Sulfeto de hidrogênio é levemente solúvel em água e atua como um ácido fraco, dando o íon sulfídrico HS (pKa = 6,9 em soluções de 0,01-0,1 mol/litro a 18 °C) e o íon sulfeto S2− (pKa = 11,96). Uma solução de sulfeto de hidrogênio em água, conhecida como ácido sulfídrico, ou ainda citada como ácido hidrosulfúrico,[10] , ou ainda, em certos livros de química analítica, como "água de sulfidreto", a qual é inicialmente clara mas após certo tempo torna-se turva. Isto é devido a lenta reação de sulfeto de hidrogênio com o oxigênio dissolvido na água, produzindo enxofre elementar, o qual precipita-se.

Reage com diversos sais de metais pesados (zinco, cobre, estanho, ferro, cobalto, níquel, etc) formando os sulfetos insolúveis, quando em solução diluída:

SnCl2 + H2S \longrightarrow SnS + 2 HCl
ZnSO4 + H2S \longrightarrow ZnS + H2SO4

Os sulfetos podem ser considerados os sais do sulfeto de hidrogênio Alguns minérios são sulfetos. Sulfetos metálicos frequentemente tem uma cor negra. O papel de acetato de chumbo (II) é usado para detectar sulfeto de hidrogênio porque torna-se cinza na presença do gás à medida que sulfeto de chumbo (II) é produzido.

A reação de sulfetos metálicos com ácidos fortes libera sulfeto de hidrogênio.

Sulfeto de hidrogênio reage com álcoois formando tióis.

Produção[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio é mais comumente obtido por sua separação do "gás azedo", o qual é gás natural com alto conteúdo de H2S. Também pode ser produzido por reagir-se gás hidrogênio com o elemento enxofre fundido a aproximadamente 450 °C. Hidrocarbonetos podem substituir hidrogênio neste processo.[11]

Bactérias redutoras de sulfato geram energia usável sob condições de baixo oxigênio usando sulfatos (possuidores do elemento enxofre) para oxidar compostos orgânicos ou hidrogênio; isto produz sulfeto de hidrogênio como produto residual.

A preparação padrão em laboratório é lentamente aquecer sulfeto ferroso(FeS) com um ácido forte num aparelho de Kipp.

FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S

Uma alternativa menos conhecida e mais conveniente é reagir sulfeto de alumínio com água:

6 H2O + Al2S3 → 3 H2S + 2 Al(OH)3

Este gás é também produzido pelo aquecimento de enxofre com compostos orgânico sólidos e por reduzir compostos orgânicos sulfurados com hidrogênio.

O sulfeto de hidrogênio também é um subproduto de algumas reações e cuidado deve ser tomado quando a produção é provável pois a exposição pode ser fatal.

Propriedades

Termoquímica

ΔfH0gas -20.5 kJ/mol
ΔfH0líquido  ? kJ/mol
ΔfH0sólido  ? kJ/mol
S0gas, 1 bar 205,77 J·mol−1·K−1
S0líquido, 1 bar  ? J·mol−1·K−1
S0sólido  ? J·mol−1·K−1

Riscos

Ingestão Pode causar náuseas e vômitos.
Inalação Perigoso, pode ser fatal.
Pele Pode causar coceira e dor.
Olhos Pode causar queimaduras.

Ocorrência[editar | editar código-fonte]

Depósito de enxofre sobre uma rocha, causado por gases vulcânicos.

Pequenas quantidades de sulfeto de hidrogênio ocorre em petróleo cru, mas gás natural pode conter até 90%.[12] Vulcões e algumas fontes quentes (assim como fontes frias) emitem algum H2S, onde ele provavelmente surge via a hidrólise de sulfetos minerais (SM), i.e. SM + H2O → MO + H2S.[13] [14]

Aproximadamente 10% das emissões globais de H2S é devida à atividade humana. De longe, a maior rota industrial para o H2S ocorre em refinarias de petróleo: O processo de hidrodessulfurização libera enxofre do petróleo pela ação de hidrogênio. O H2S resultante é convertido a enxofre elementar por combustão parcial via o processo Claus, o qual é a principal fonte de enxofre elementar. Outras fontes antropogênicas de sulfeto de hidrogênio incluem fornos de coque, fábricas de papel (usando o método do sulfato), e curtumes. H2S surge de virtualmente qualquer enxofre elementar que entre em contato com material orgânico, especialmente a altas temperaturas.

Sulfeto de hidrogênio pode estar presente naturalmente em água de alguma qualidade. Em tais casos, ozônio é frequentemente usado para sua remoção; um método alternativo usa um filtro com dióxido de manganês. Ambos os métodos oxidam sulfetos aos menos tóxicos sulfatos

Usos[editar | editar código-fonte]

Produção de compostos tioorgânicos[editar | editar código-fonte]

Diversos compostos organossulfurados são produzidos usando-se sulfeto de hidrogênio. Estes incluem metanotiol, etanotiol e ácido tioglicólico.

Sulfetos de metais alcalinos[editar | editar código-fonte]

Após combinar com bases de metais alcalinos, sulfeto de hidrogênio converte-se a hidrosulfitos alcalino tais como hidrossulfeto de sódio e sulfeto de sódio, os quais são usados na degradação de biopolímeros. Tanto a depilação de couros e deslignificação da polpa pelo processo Kraft são efetuados por sulfetos alcalinos.

Química analítica[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio foi usado tendo importância em química analítica por bem mais de um século na análise qualitativa inorgânica de íons metálicos. Nessas análises, íons de metais pesados (e não metais (e.g., Pb(II), Cu(II), Hg(II), As(III)) são precipitados da solução por exposição ao H2S. Os componentes do precipitado resultante redissolvem-se com alguma seletividade.

Para uso laboratorial em pequena escala em química analítica, o uso de tioacetamida tem superado o H2S como uma fonte de íons sulfeto.

Precursor para sulfetos metálicos[editar | editar código-fonte]

Como indicado acima, muitos íons metálicos reagem com sulfeto de hidrogênio dando os correspondentes sulfetos metálicos. Esta conversão é amplamente explorada. Por exemplo, gases ou águas contaminados por sulfeto de hidrogênio pode ser limpos com sulfetos metálicos. Na purificação de minérios metálicos por flotação, pós minerais são frequentemente tratadas com sulfeto de hidrogênio para melhorar a separação. Partes metálicas são algumas vezes passivadas com sulfeto de hidrogênio. Catalisadores usados em hidrodessulfurização são rotineiramente com sulfeto de hidrogênio, e o comportamento de catalisadores metálicos usados em outras partes de uma refinaria é também modificado com sulfeto de hidrogênio.

Outras aplicações[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio é usado para separar óxido de deutério, ou água pesada da água normal via o processo do sulfeto de Girdler.

Remoção de gases combustíveis[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio é comumente encontrado em gás natural, biogás e LPG. Ele pode ser removido por uma variedade de processos.

Reação com óxido de ferro[editar | editar código-fonte]

Gás é bombeado através de um recipiente de óxido de ferro (III) hidratado, o qual combina-se com sulfeto de hidrogênio.

Fe2O3(s) + H2O(l) + 3 H2S(g) → Fe2S3(s) + 4 H2O(l)

De modo a regenerar óxido de ferro (III), o recipiente deve ser colocado fora de serviço, preenchido com água e aerado.

2 Fe2S3(s) + 3 O2(g) + 2 H2O(l) → 2 Fe2O3(s) + 2H2O(l) + 6 S(s)

No final da reação de regeneração a água do recipiente é drenada e pode ser retornada ao serviço.

A vantagem deste sistema é que ele é totalmente passivo durante a fase de extração.[15]

Hidrodessulfurização[editar | editar código-fonte]

Hidrodessulfurização é um método mais complexo de remoção de enxofre de combustíveis.

Segurança[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio é um gás altamente tóxico e inflamável (faixa de inflamabilidade: 4.3 % - 46 %). Sendo mais pesado que o ar, tende a acumular-se no fundo de espaços pobremente ventilados. Embora de odor muito pungente ao início, rapidamente enfraquece o sentido do olfato, assim as vítimas potenciais podem não estar cientes da sua presença, até que seja tarde demais. Para os procedimentos de manuseio, uma ficha MSDS (do inglês Material Safety Data Sheet, Ficha de Segurança de Material) de sulfeto de hidrogênio deve ser consultada.[16]

Toxicidade[editar | editar código-fonte]

Sulfeto de hidrogênio é considerado um veneno de largo espectro, o que significa que pode envenenar diferentes sistemas no corpo, embora o sistema nervoso seja principalmente afetado. A toxicidade do H2S é comparável com aquela do cianeto de hidrogênio. Ele forma uma ligação complexa com o ferro nas enzimas citocrômicas mitocondriais, impedindo assim a respiração celular.

Dado que o sulfeto de hidrogênio ocorre naturalmente no organismo, no ambiente e no intestino, as enzimas existentes no organismo são capaz de desintoxicá-lo por oxidação a sulfato (inofensivo).[17] Assim, baixos níveis de sulfeto de hidrogênio podem ser tolerados indefinidamente.

Em algum nível limítrofe, que se acredita na média em torno de 300–350 ppm, as enzimas oxidativas tornam-se sobrecarregadas. Muitos detectores de segurança pessoal de gás, tais como aqueles usados por trabalhadores da indústria petroquímica e em esgotos, são configurados para emitir sinais em níveis tão baixos quanto 5 a 10 ppm e para entrar em alarme em 15 ppm.

Uma pista interessante de diagnóstico de intoxicação extrema por H2S é a descoloração de moedas de cobre nos bolsos da vítima. O tratamento envolve inalação imediata de nitrito de amila, injeções de nitrito de sódio, inalação de oxigênio puro, administração de broncodilatadores para superar eventuais broncoespasmo, e em alguns casos terapia de oxigênio hiperbárico (TOH). A terapia TOH tem apoio anedotal e permanece controversa.[18] [19] [20]

Exposição a baixas concentrações podem resultar em irritação do olho, dor de garganta e tosse, náuseas, falta de ar e líquido nos pulmões. Estes efeitos são atribuídos como devidos ao fato de que sulfeto de hidrogênio se combina com as substâncias alcalinas presentes em tecidos da superfície úmida para formar sulfeto de sódio, um cáustica.[21] Estes sintomas geralmente desaparecem em algumas semanas.

A longo prazo, baixo nível de exposição pode resultar em fadiga, perda de apetite, cefaleias, irritabilidade, perda de memória e vertigens. Exposição crônica abaixo nível de H2S (aproximadamente 2 ppm) tem sido associada com aumento de problemas de saúde reprodutiva e aborto entre os trabalhadores russo e filandeses de polpa de madeira,[22] mas os relatórios não tem sido replicado (até em torno de 1995).

  • 0,00047 ppm é o limiar de reconhecimento, a concentração na qual 50% dos seres humanos podem detectar o odor característico de sulfeto de hidrogênio,[23] normally described as resembling "a rotten egg".
  • Menos de 10 ppm tem um limite de exposição de 8 horas por dia.
  • 10–20 ppm é a concentração limite da irritação ocular.
  • 50–100 ppm leva a danos aos olhos.
  • A 100–150 ppm o nervo olfatório é paralisado após umas poucas inalações, e o sentido do olfato desaparece, frequentemente em conjunto com a consciência do perigo.[24] [25]
  • 320–530 ppm conduz a edema pulmonar com a possibilidade de morte.
  • 530–1000 ppm causa forte estimulação do sistema nervoso central e respiração acelerada, levando à perda de respiração.
  • 800 ppm é a concentração letal para 50% dos humanos por 5 minutos de exposição (LC50).
  • Concentrações acima de 1000 ppm causam colapso imediato com perda de respiração, mesmo após inalação de uma única respiração.

Sulfeto de hidrogênio foi usado pelos britânicos como um agente químico durante a Primeira Guerra Mundial. Não foi considerado um gás de guerra ideal, mas, enquanto outros gases estiveram em curto suprimento, ele foi usado em duas ocasiões em 1916.[26] O gás, produzido pela mistura de ingredientes de uso doméstico, foi usado em uma onda de suicídio em 2008, primariamente mas não exclusivamente no Japão.[27] Já em 2010, isto tem ocorrido em um determinado número de cidades dos EUA ( e em Putney West London, Inglaterra), com avisos alertando para socorristas que podem ser expostos ao responder a um suicídio.[28]

Acredita-se que um despejo de resíduos tóxicos contendo sulfeto de hidrogênio tenha causado 17 mortes e milhares de intoxicações em Abidjan, na costa da África Ocidental, no incidente do Despejo de lixo tóxico na Costa do Marfim de 2006.

Em 1975, uma explosão de sulfeto de hidrogênio em Denver City, localizada nos condados de Yoakum e Gaines, Texas, conduziu a legislatura do estado a focar-se nos perigos mortais do gás. O representante estadual E L Short de Tahoka no Condado Lynn, conduziu o endosso de uma investigação pelo Texas Railroad Commission e pediu que os moradores fossem avisados "batendo nas portas, se necessário" do perigo iminente decorrente do gás. Pode-se morrer da segunda inalação de gás, e um aviso em si pode ser tarde demais.[29]

Referências

  1. a b Thieme Chemistry (Hrsg.): Römpp Online. Version 3.5 Auflage. Thieme, Stuttgart 2009.
  2. a b c d e Registo de Schwefelwasserstoff na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA
  3. a b pKa Data Compiled by R. Williams (englisch, PDF)
  4. Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
  5. CHRONIC TOXICITY SUMMARY - HYDROGEN SULFIDE - oehha.ca.gov (em inglês)
  6. Amoore JE (1985). The perception of hydrogen sulfide odor in relation to setting an ambient standard. Olfacto-Labs, Berkeley, CA: prepared for the California Air Resources board.
  7. Amoore JE, and Hautala E. 1983. Odor as an aid to chemical safety: Odor thresholds compared with threshold limit values and volatilities for 214 chemicals in air and water dilution. J. Appl. Toxicol. 3(6):272-290.
  8. The Science of Smell Part 1: Odor perception and physiological response - www.extension.iastate.edu (em inglês)
  9. Water Environment Federation. 1978. Odor Control for Wastewater Facilities. Manual of Practice No. 22. Water Pollution Control Federation, Washington D.C.
  10. H2S disssolved into water is also known as sulfhydric acid or hydrosulfuric acid, ver termiumplus.gc.ca (em inglês)
  11. Jacques Tournier-Lasserve "Hydrogen Sulfide" em Ullmann's Encyclopedia of Chemical Industry
  12. "Burden of the Beasts: Ranchers wonder why Their Livestock Suffer and Die," Houston Chronicle, http://www.chron.com/content/chronicle/nation/h2s/alberta.html
  13. John W. Morse, Frank J. Millero, Jeffrey C. Cornwell and David Rickard; The chemistry of the hydrogen sulfide and iron sulfide systems in natural waters; Earth-Science Reviews; Volume 24, Issue 1, March 1987, Pages 1-42; doi:10.1016/0012-8252(87)90046-8
  14. Hiroshi Ohmotoa and Antonio C. Lasagaa; Kinetics of reactions between aqueous sulfates and sulfides in hydrothermal systems; Geochimica et Cosmochimica Acta; Volume 46, Issue 10, October 1982, Pages 1727-1745; doi:10.1016/0016-7037(82)90113-2
  15. REMOVAL AND REGENERATION CHEMICAL REACTIONS - www.marcabcoinc.com (em inglês)
  16. Iowa State University, Department of Chemistry MSDS. Hydrogen Sulfide Material Safety Data Sheet. Página visitada em 2009-03-14.
  17. S. Ramasamy, S. Singh, P. Taniere, M. J. S. Langman, M. C. Eggo. (2006). "Sulfide-detoxifying enzymes in the human colon are decreased in cancer and upregulated in differentiation". Am J Physiol Gastrointest Liver Physiol 291 (2): G288–G296. DOI:10.1152/ajpgi.00324.2005. PMID 16500920.
  18. Gerasimon G, Bennett S, Musser J, Rinard J. (May 2007). "Acute hydrogen sulfide poisoning in a dairy farmer". Clin Toxicol (Phila) 45 (4): 420–3. DOI:10.1080/15563650601118010. PMID 17486486.
  19. Belley R, Bernard N, Côté M, Paquet F, Poitras J. (July 2005). "Hyperbaric oxygen therapy in the management of two cases of hydrogen sulfide toxicity from liquid manure". CJEM 7 (4): 257–61. PMID 17355683.
  20. Hsu P, Li H-W, Lin Y-T. (1987). "Acute hydrogen sulfide poisoning treated with hyperbaric oxygen". J. Hyperbaric Med 2 (4): 215–221. ISSN 0884-1225.
  21. Lewis, R.J. Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials. 9th ed. Volumes 1-3. New York, NY: Van Nostrand Reinhold, 1996
  22. Hemminki K., Niemi M.L.; INT ARCH OCCUP ENVIRON HEALTH 51 (1): 55-63 (1982)
  23. Odor perception and physiological response
  24. USEPA; Health and Environmental Effects Profile for Hydrogen Sulfide p.118-8 (1980) ECAO-CIN-026A
  25. Zenz, C., O.B. Dickerson, E.P. Horvath. Occupational Medicine. 3rd ed. St. Louis, MO., 1994, p.886
  26. Foulkes, Charles Howard. "Gas!" The Story of the Special Brigade. [S.l.]: Published by Naval & Military P., 2001. p. 105. ISBN 1-84342-088-0
  27. "Dangerous Japanese ‘Detergent Suicide’ Technique Creeps Into U.S". Wired.com (Wired (revista)). 13 de Março de 2009.
  28. Ver e.g. info.publicintelligence.net: 1, 2, 3, 4, 5
  29. Howard Swindle, "The Deadly Smell of Success". [S.l.]: Texas Monthly, June 1975, 1975-06. Página visitada em December 14, 2010.

Ver também[editar | editar código-fonte]